ESTRUCTURA ATÓMICA.
Núcleo atómico.
Con Rutherford sólo se sabía que tiene carga eléctrica positiva. Hoy en día se sabe que, con el excepción que el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un protón), los núcleos atómicos contienen una mezcla de protones y neutrones, colectivamente llamados como nucleones. El protón tiene la misma carga que el electrón pero positiva. El electrón es de tamaño similar, pero eléctricamente neutro. Ambos tienen una masa de 1 UMA. Los protones y los neutrones en el núcleo atómico se mantienen unidos por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que supera a la fuerza de repulsión electromagnética mucho más débil que actúa entre los protones de carga positiva.
La corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones y de masa 1/1836 UMA, por lo que al ser tan pequeña se desprecia. Como el átomo es neutro debe haber el mismo número de electrones que de protones.
Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.
Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.
Al número de neutrones se llama N
La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).
A=N+Z
Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos deun mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de electrones.
Esto es opuesto a lo que afirmaba Dalton, ya que creía que lo característico de los átomos de un mismo elemento químico era su masa atómica . Pero no, lo característico es su número atómico, es decir, todos los átomos de un mismo elemento químico siempre tienen igual número de protones en sus núcleos, pero pueden tener distinto número de neutrones, y por tanto diferentes masas atómicas.
Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos en el sistema periódico no sea un número entero, ya que la masa que presentan las tablas periódicas es una masa resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento.
Los átomos son neutros, pues el número de cargas positivas es igual al número de cargas, es decir, el número de electrones es igual al número de protones.
Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión:
• Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión.
• Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión.
Corteza atómica.
NÚMEROS CUÁNTICOS.
La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introducinedo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Shrödinger.
Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por 4 números cuánticos:
• Número cuántico principal. Se reperesenta por la letra n.
Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:
n=1, 2, 3, 4, ...
(K, L, M, N,...)
• Número cuántico secundario o azimutal. Se representa por la letra l.
Determina la forma del orbital. Puede tomar los valores:
l=0, 1, 2, 3, ...,n-1
(s, p, d, f,...)
Para n=1 ® l=0 (s)
n=2
n=3
n=4
MODELOS ATÓMICOS.
Modelo atómico de Thompson.
En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.
Radioactividad
Radioactividad es la propiedad que presentan los núcleos atómicos de ciertos isótopos de modificar espontáneamente su constitución, emitiendo simultáneamente una radiación característica.
La radioactividad puede ser:
• Radioactividad natural: Es la que manifiestan los isótopos que se encuentran en la naturaleza.
• Radiactividad artificial o inducida: Es la que ha sido provocada por transformaciones nucleares artificiales.
Radiactividad natural
En 1896 Becquerel descubrió que ciertas sales de uranio emitían radiaciones espontáneamente, al observar que velaban las placas fotográficas envueltas en papel negro.
Hizo ensayos con el mineral en caliente, en frío, pulverizado, disuelto en ácidos y la intensidad de la misteriosa radiación era siempre la misma. Por tanto, esta nueva propiedad de la materia, que recibió el nombre de radiactividad, no dependía de la forma física o química en la que se encontraban los átomos del cuerpo radiactivo, sino que era una propiedad que radicaba en el interior mismo del átomo.
El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente a los esposos Curie, quienes encontraron otras sustancias radiactivas como el torio, polonio y radio. La intensidad de la radiación emitida era proporcional a la cantidad de uranio presente, por lo que dedujo Marie Curie que la radiactividad era una propiedad atómica
El fenómeno de la radiactividad se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. Y la causa que lo origina se cree que es debida a la interacción neutrón-protón del mismo.
Al estudiar la radiación emitida por el radio se comprobó que era compleja, pues al aplicarle un campo magnético parte de ella se desviaba de su trayectoria y otra parte no.
Se comprobó que dicha radiación consta de 3 partes:
• Radiación a : Identificada con núcleos de Helio, constituidos por dos protones y dos neutrones. Por tanto, poseen dos cargas positivas y son desviadas por campos eléctricos y magnéticos. Es poco penetrante aunque muy ionizante.
• Radiación b : Son electrones resultantes de la desintegración de los neutrones del núcleo:
neutrón® protón + electrón + neutrino
Debido a su carga es desviada por campos eléctricos y magnéticos. Es más penetrante, aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de la radiación a .
• Radiación g : No es corpuscular como las 2 anteriores, sino de naturaleza electromagnética. Al no tener carga, los campos eléctricos y magnéticos no la afectan. Es la más penetrante, y muy peligrosa.
Las leyes de desintegración radiactiva, descritas por Soddy y Fajans, son:
• Cuando un átomo radiactivo emite una partícula a , la masa del átomo resultante disminuye en 4 unidades y el número atómico en 2.
• Cuando un átomo radiactivo emite una partícula b , la masa del átomo resultante no varía y su número atómico aumenta en una unidad.
• Cuando un núcleo exitado emite una radiación g no varía ni su masa ni su número atómico, solo pierde una cantidad de energía hv.
Las dos primeras leyes nos indican que cuando un átomo emite una radiación a o b se transforma en otro átomo de un elemento diferente. Este nuevo elemento puede ser radiactivo, transformándose en otro, y así sucesivamente, dando lugar a las llamadas series radiactivas .
Radiactividad artificial.
Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas.
Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente.
Fue descubierta por los esposos Curie, bombardeando núcleos de boro y aluminio con partículas a . Observaron que las sustancias bombardeadas emitían radiaciones después de retirar el cuerpo radiactivo emisor de las partículas a de bombardeo.
El estudio de la radiactividad permitió un mayor conocimiento de la estructura del núcleo atómico y de las partículas subatómicas. Se abre la posibilidad de convertir unos elementos en otros. Incluso el sueño de los alquimistas de transformar otros elementos en oro se hace realidad, aunque no resulte rentable.
Modelo atómico de Rutherford.
Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa mucho mayor que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos:
• la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse
• algunas se desviaban
• muy pocas retrocedían
Esta experiencia implicaba:
• que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban
• que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques.
Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:
• Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo.
• Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos:
• Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando el torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de Rutherford.
• No explicaba los espectros
Modelo atómico de Bohr
Para salvar los inconvenientes del modelo anterior, N Bohr estableció una serie de postulados (basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo atómico de Bohr:
• Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin radiar energía.
• El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.
Como según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber ningún orbital permanente. Por eso, Bohr argumentaba que no se podía perder energía continuamente, sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles.
Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo (del orden de 10-8) el lugar que dejasen vacío de menor energía, llamados niveles energéticos fundamentales.
Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es exitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón.
Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un nivel a otro más energético.
Como el átomo exitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente.
Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.
Ello explica porque los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos.
Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico.
Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se podía explicar.
Modelo mecanocuántico del átomo.
Una de las consecuencias deducidas del Principio de Indeterminación de Heisenberg es que la interacción entre los aparatos de medida y los objetos de la medición hace imposible determinar simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad del electrón. De aquí se sigue la imposibilidad de hablar de trayectorias: una trayectoria significa el conocimiento de la posición de una partícula en cada instante, y de la velocidad correspondiente a cada posición. Con este punto de vista, los modelos de Bohr y Sommerfield, muy intuitivos, han de parecer forzosamente limitados. En 1924 el francés Luis de Broigle amplía al electrón (y a otras partículas) la noción de dualidad onda-corpúsculo, según la cual el electrón lleva asociada una onda electromagnética de longitud l =h/mv. La hipótesis ondulatoria de la materia y el principio de indeterminación, alteraron los conceptos de posición, velocidad y orbital electrónico. Nació así un nuevo dominio de la física, la mecánica cuántica, que explica coherentemente los fenómenos del microcosmos.
En 1926 el austríaco Schrödiger basándose en la hipótesis de De Broigle y la idea de órbitas permitidas de Bohr, supone que esas órbitas debían de contener un número entero de longitudes de onda lo que daría origen a una onda estacionaria. Considerar una onda asociada al electrón explicaría la razón de ser de los orbitales posibles que Bohr estableció como postulado, cuya circunferencia sería un múltiplo de la longitud de onda de los electrones.
El estado de un electrón de obtendría mediante la ecuación que Shröringer postula en 1926. Teniendo en cuenta el principio de incertidumbre dichas ecuaciones no se pueden resolver, pero se obtienen la llamada función de onda (Y ), aproximación de carácter estadístico que nos permite deducir para cada nivel de energía la probabilidad de que los electrones estén en una u otra situación. Las órbitas electrónicas quedan sustituidas por zonas del espacio en la que existe el 99% de encontrar al electrón, a la que llamamos orbitales.